Indhold

• Trin
• Råd

Inden for kemi, elektronegativitet er enheden til måling af et atoms tiltrækning til elektronen i kemisk binding. Atomer med høj elektronegativitet tiltrækker elektroner med stærk kraft, mens atomer med lav elektronegativitet tiltrækker elektroner med svag kraft. Elektronegativitetsværdier bruges til at forudsige evnen til at danne kemiske bindinger mellem atomer, så dette er en vigtig færdighed i grundlæggende kemi.

Trin

Metode 1 af 3: Grundlæggende viden om elektronegativitet

1. 

   Kemisk binding opstår, når atomer deler elektroner. For at forstå elektronegativitet skal du først forstå, hvad "binding" er. Ethvert to atomer, der er "forbundet" sammen i molekylstrukturen, vil have en binding mellem sig, hvilket betyder at de deler et par elektroner, og hvert atom bidrager med en elektron til denne binding.
   • Denne artikel dækker ikke den nøjagtige årsag hvorfor atomer deler elektroner og har en bånd mellem dem. Hvis du vil lære mere, kan du læse denne artikel om kemisk binding eller wikiHows artikel om hvordan man studerer kemiske bindingsegenskaber.

2. 

   
   
   Hvordan påvirker elektronegativitet elektroner i båndet? Når to atomer deler det samme elektronpar i binding, er denne deling ikke altid i ligevægt. Når det ene atom har en højere elektronegativitet end det andet, trækker det de to elektroner i båndet tættere på det. Et atom har en meget høj elektronegativitet, der kan trække elektroner mod det næsten fuldstændigt og næsten ikke dele elektroner med det andet atom.
   • F.eks. Har chloratomet i NaCl (natriumchlorid) -molekylet en relativt høj elektronegativitet, og natriumatomet har en relativt lav elektronegativitet. Derfor trækkes elektronerne mod kloratomet og væk fra natriumatomer.

3. 

   
   
   Brug elektronegativitetstabellen til reference. På elektronegativitetstabellen er de kemiske elementer arrangeret nøjagtigt som i det periodiske system, men elektronegativitet registreres på hvert atom. Dette diagram er trykt i mange kemiske lærebøger, teknisk litteratur eller på internettet.
   • Dette er den forbindelse, der fører til elektronegativitetskontrollen. Bemærk, at denne tabel bruger Pauling-skalaen, som er den mest almindelige elektronegativitetsskala. Der er dog andre måder at måle elektronegativitet på, og en af ​​dem vil blive beskrevet nedenfor.

4. 

   
   
   Atomer er arrangeret i elektronegativitet for nem estimering. Hvis du ikke har et elektronegativitetsdiagram, kan du estimere et atoms elektronegativitet baseret på dets position på et regelmæssigt kemisk periodisk system. Som hovedregel:
   • Atomens elektronegativitet gradvist højere når du går videre det rigtige periodiske system.
   • Atommets elektronegativitet gradvist højere når du bevæger dig gå op periodiske system.
   • Derfor har atomerne i øverste højre hjørne den højeste elektronegativitet, og atomerne i nederste venstre hjørne har den laveste elektronegativitet.
   • I NaCl-eksemplet ovenfor kan du fortælle, at klor har en højere elektronegativitet end natrium, fordi det er meget tæt på det øverste højre hjørne af det periodiske system. I modsætning hertil er natrium langt til venstre, så det tilhører gruppen af ​​atomer med lav elektronegativitet.
   reklame

Metode 2 af 3: Bestem bindingstypen ved hjælp af elektronegativitet

1. 

   Find ud af elektronegativitetsforskellen mellem to atomer. Når to atomer er bundet, kan forskellen i elektronegativitet mellem de to atomer fortælle dig egenskaberne af denne binding. Træk den lille elektronegativitet fra den lille elektronegativitet for at finde forskellen.
   • Når vi tager HF-molekylet som et eksempel, trækker vi elektronegativiteten af ​​fluor (4,0) for brintens elektronegativitet (2,1). 4,0 - 2,1 = 1,9.

2. 

   Hvis elektronegativitetsforskellen er mindre end ca. 0,5, er denne binding en ikke-polær kovalent binding, hvor elektroner deles næsten ens. Denne type binding skaber ikke et molekyle med en stor forskel i ladning mellem enderne af bindingen. Ikke-polære bindinger er ofte vanskelige at bryde.
   • For eksempel molekyle O₂ har denne type link. Da de to iltatomer har den samme elektronegativitet, er deres forskel nul.

3. 

   Hvis elektronegativitetsforskellen er mellem 0,5-1,6, er bindingen en polær kovalent binding. Disse bindinger har flere elektroner i den ene ende end den anden. Dette får molekylet til at have en lidt større negativ ladning i den ene ende, der har elektronen, og et lidt større netto af positiv ladning i den anden ende. Opladningsbalancen i bindingen gør det muligt for molekylet at deltage i en række specielle reaktioner.
   • Molekylær H₂O (vand) er et godt eksempel på dette. O-atomet har en større elektronegativitet end to H-atomer, så det holder elektroner tættere og får hele molekylet til at bære en negativ ladning i O-enden og deles positivt i H-enden.

4. 

   Hvis elektronegativitetsforskellen er større end 2,0, er bindingen en ionbinding. I denne binding er elektroner placeret helt i den ene ende af bindingen. Atomer med en større elektronegativitet har en negativ ladning, og atomer med en mindre elektronegativitet har en positiv ladning. Denne type binding tillader atomet i det reagerer godt med andre atomer og endda adskilles af polære atomer.
   • Et eksempel er BaCl-molekylet (natriumchlorid). Kloratomet har en så stor negativ ladning, at det trækker begge elektroner helt mod sig, hvilket får natrium til at blive positivt ladet.

5. 

   Hvis elektronegativitetsforskellen er mellem 1,6-2,0, skal du kontrollere metalelementet. Hvis har et metalelement i bindingen er bindingen ioner. Hvis der ikke er metalelementer, binder det sig polær kovalent.
   • Metalliske elementer inkluderer de fleste af elementerne til venstre og midten af ​​det periodiske system. Denne side har en tabel, der viser hvilke elementer der er metalliske.
   • Ovenstående HF-eksempel er i dette interval. Da H og F ikke er metaller, er de bundet polær kovalent.
   reklame

Metode 3 af 3: Find elektronegativiteten ifølge Mulliken

1. 

   Find atomets første ioniserende energi. Elektronegativitet ifølge Mulliken er en metode til måling af elektronegativitet lidt forskelligt fra ovennævnte Pauling-skala-metode. For at finde Mulliken elektronegativitet for et givet atom, find dets første ioniserende energi. Dette er den energi, der kræves for atomet kan give en elektron væk.
   • Du skal muligvis slå dette op i dine kemiske referencer. Denne side indeholder en opslagstabel, som du kan bruge (rul ned for at se).
   • Antag for eksempel, at vi er nødt til at finde lithium (Li) elektronegativitet. Når vi ser på tabellen på ovenstående side, ser vi, at den første ioniseringsenergi er 520 kJ / mol.

2. 

   Find atomets elektroniske affinitet. Dette er et mål for den energi, der opnås, når et atom modtager en elektron for at danne en negativ ion. Du skal også slå denne parameter op i dine kemiske referencer. Denne side har læringsressourcer, du skal kigge efter.
   • Lithiums elektroniske affinitet er 60 kJ mol.

3. 

   Løs ligninger af elektronegativitet ifølge Mulliken. Når du bruger kJ / mol til energi, er elektronegativitetsligningen ifølge Mulliken EN_Mulliken = (1,97 × 10) (E._jeg+ E_ea) + 0,19. Sæt værdierne i ligningen, og løs EN_Mulliken.
   • I dette eksempel løser vi følgende:

     EN_Mulliken = (1,97 × 10) (E._jeg+ E_ea) + 0,19

     EN_Mulliken = (1,97×10)(520 + 60) + 0,19

     EN_Mulliken = 1,143 + 0,19 = 1,333

   reklame

Råd

• Ud over Pauling- og Mulliken-skalaerne er nogle andre elektronegativitetsskalaer Allred - Rochow, Sanderson og Allen. Alle disse skalaer har deres egne ligninger til beregning af elektronegativitet (et ret kompliceret antal).
• Elektronegativitet ingen enhed.